Hidrojen nasıl bir maddedir? Hidrojenin kimyasal ve fiziksel özellikleri. Hidrojen peroksit evrensel bir çözümdür

Periyodik tabloda hidrojen, özellikleri tamamen zıt olan iki element grubunda bulunur. Bu özellik tamamen benzersiz hale getirin. Hidrojen sadece bir element veya madde değildir, aynı zamanda ayrılmaz parça birçok karmaşık bileşik, organojenik ve biyojenik element. Bu nedenle özelliklerine ve özelliklerine daha detaylı bakalım.

Metallerin ve asitlerin etkileşimi sırasında yanıcı gaz salınımı 16. yüzyılda, yani kimyanın bir bilim olarak oluşumu sırasında gözlemlendi. Ünlü İngiliz bilim adamı Henry Cavendish, 1766 yılından başlayarak maddeyi incelemeye başladı ve ona “yanıcı hava” adını verdi. Bu gaz yandığında su üretiyordu. Ne yazık ki bilim adamının flojiston (varsayımsal "ultra ince madde") teorisine bağlılığı onun doğru sonuçlara varmasını engelledi.

Fransız kimyager ve doğa bilimci A. Lavoisier, mühendis J. Meunier ile birlikte ve özel gazometrelerin yardımıyla 1783 yılında suyun sentezini ve ardından su buharının sıcak demirle ayrıştırılması yoluyla analizini gerçekleştirdi. Böylece bilim adamları doğru sonuçlara varabildiler. "Yanıcı havanın" yalnızca suyun bir parçası olmadığını, aynı zamanda ondan da elde edilebileceğini buldular.

1787'de Lavoisier, incelenen gazın basit madde ve buna göre birincil kimyasal elementlerden biridir. Buna hidrojen adını verdi ( Yunanca kelimeler hydor - su + gennao - doğuruyorum), yani "suyu doğuruyorum."

Rusça "hidrojen" adı 1824 yılında kimyager M. Soloviev tarafından önerildi. Suyun bileşiminin belirlenmesi "flojiston teorisinin" sonunu işaret ediyordu. 18. ve 19. yüzyılların başında, hidrojen atomunun (diğer elementlerin atomlarına kıyasla) çok hafif olduğu ve atom kütlelerini karşılaştırmak için kütlesinin 1'e eşit bir değer alarak temel birim olarak alındığı tespit edildi.

Fiziki ozellikleri

Hidrojen en hafifidir bilim tarafından bilinen maddelerdir (havadan 14,4 kat daha hafiftir), yoğunluğu 0,0899 g/l'dir (1 atm, 0 °C). Bu malzeme sırasıyla -259,1 °C ve -252,8 °C'de erir (katılaşır) ve kaynar (sıvılaşır) (sadece helyum daha düşük kaynama ve erime sıcaklıklarına sahiptir).

Hidrojenin kritik sıcaklığı oldukça düşüktür (-240°C). Bu nedenle sıvılaştırılması oldukça karmaşık ve maliyetli bir işlemdir. Maddenin kritik basıncı 12,8 kgf/cm², kritik yoğunluğu ise 0,0312 g/cm³'tür. Tüm gazlar arasında hidrojen en yüksek termal iletkenliğe sahiptir: 1 atm ve 0 °C'de 0,174 W/(mxK)'ye eşittir.

Maddenin aynı koşullardaki özgül ısı kapasitesi 14.208 kJ/(kgxK) veya 3.394 cal/(gh°C)'dir. Bu element suda az çözünür (1 atm ve 20 °C'de yaklaşık 0,0182 ml/g), ancak çoğu metalde (Ni, Pt, Pa ve diğerleri), özellikle paladyumda (hacim başına yaklaşık 850 hacim Pd) iyi çözünür. .

İkinci özellik, yayılma kabiliyeti ile ilişkilidir ve bir karbon alaşımı (örneğin çelik) yoluyla difüzyona, hidrojenin karbonla etkileşimi nedeniyle alaşımın tahrip olması eşlik edebilir (bu işleme karbon giderme denir). İÇİNDE sıvı hal madde çok hafiftir (t° = -253 °C'de yoğunluk - 0,0708 g/cm³) ve akışkandır (aynı koşullar altında viskozite - 13,8 bozulma).

Birçok bileşikte bu element, sodyum ve diğer alkali metaller gibi +1 değerlik (oksidasyon durumu) sergiler. Genellikle bu metallerin bir analogu olarak kabul edilir. Buna göre periyodik sistemin I. grubuna başkanlık ediyor. Metal hidritlerde hidrojen iyonu negatif yük gösterir (oksidasyon durumu -1'dir), yani Na+H-, Na+Cl- klorüre benzer bir yapıya sahiptir. Buna ve diğer bazı gerçeklere uygun olarak ("H" elementinin halojenlerle fiziksel özelliklerinin benzerliği, organik bileşiklerde onu halojenlerle değiştirme yeteneği), Hidrojen periyodik sistemin VII. grubunda sınıflandırılır.

Normal koşullar altında, moleküler hidrojen düşük aktiviteye sahiptir ve yalnızca en aktif metal olmayanlarla (flor ve klor, ikincisi ışıkta) doğrudan birleşir. Buna karşılık ısıtıldığında birçok kimyasal elementle etkileşime girer.

Atomik hidrojen kimyasal aktiviteyi arttırmıştır (moleküler hidrojene kıyasla). Oksijenle aşağıdaki formüle göre su oluşturur:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

285,937 kJ/mol ısı veya 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm) açığa çıkar. Normal sıcaklık koşulları altında reaksiyon oldukça yavaş ilerler ve t° >= 550 °C'de kontrol edilemez. Hacimce hidrojen + oksijen karışımının patlama limitleri %4–94 H₂'dir ve hidrojen + hava karışımı %4–74 H₂'dir (iki hacim H₂ ve bir hacim O₂ karışımına patlayıcı gaz denir).

Bu element, oksijeni oksitlerden uzaklaştırdığı için çoğu metali azaltmak için kullanılır:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O, vb.

Hidrojen, farklı halojenlerle hidrojen halojenürler oluşturur, örneğin:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Bununla birlikte, flor ile reaksiyona girdiğinde hidrojen patlar (bu aynı zamanda karanlıkta, -252 ° C'de de olur), brom ve klor ile yalnızca ısıtıldığında veya aydınlatıldığında ve iyot ile yalnızca ısıtıldığında reaksiyona girer. Azotla etkileşime girdiğinde amonyak oluşur, ancak yalnızca bir katalizörde, yüksek basınç ve sıcaklıklarda:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Isıtıldığında hidrojen kükürt ile aktif olarak reaksiyona girer:

H₂ + S = H₂S (hidrojen sülfür),

ve tellür veya selenyumla çok daha zordur. Hidrojen saf karbonla katalizör olmadan reaksiyona girer, ancak yüksek sıcaklıklar:

2H₂ + C (amorf) = CH₄ (metan).

Bu madde bazı metallerle (alkali, toprak alkali ve diğerleri) doğrudan reaksiyona girerek hidritler oluşturur, örneğin:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Hidrojen ve karbon monoksit (II) arasındaki etkileşimler oldukça pratik öneme sahiptir. Bu durumda basınca, sıcaklığa ve katalizöre bağlı olarak farklı organik bileşikler oluşur: HCHO, CH₃OH, vb. Reaksiyon sırasında doymamış hidrokarbonlar doymuş hale gelir, örneğin:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Hidrojen ve bileşikleri kimyada olağanüstü bir rol oynar. Koşullar asit özellikleri Lafta protik asitler, birçok inorganik ve organik bileşiğin özellikleri üzerinde önemli etkiye sahip olan çeşitli elementlerle hidrojen bağları oluşturma eğilimindedir.

Hidrojen üretimi

Bu elementin endüstriyel üretimi için ana hammadde türleri, petrol rafine gazları, doğal yanıcı ve kok fırını gazlarıdır. Ayrıca sudan elektroliz yoluyla (elektriğin mevcut olduğu yerlerde) elde edilir. Malzeme üretmenin en önemli yöntemlerinden biri doğal gaz Başta metan olmak üzere hidrokarbonların su buharı ile katalitik etkileşimi (dönüşüm adı verilen) dikkate alınır. Örneğin:

CH₄ + H₂O = CO + ZN₂.

Hidrokarbonların oksijenle eksik oksidasyonu:

CH₄ + ½O₂ = CO + 2H₂.

Sentezlenen karbon monoksit (II) dönüşüme uğrar:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Doğal gazdan üretilen hidrojen en ucuzudur.

Suyun elektrolizi için, bir NaOH veya KOH çözeltisinden geçirilen doğru akım kullanılır (ekipmanın korozyonunu önlemek için asitler kullanılmaz). Laboratuvar koşullarında malzeme suyun elektrolizi ile veya hidroklorik asit ile çinko arasındaki reaksiyon sonucu elde edilir. Ancak silindirlerde hazır fabrika malzemesi daha sık kullanılır.

Bu element, diğer tüm bileşenlerin çıkarılmasıyla petrol rafine gazlarından ve kok fırını gazından izole edilmiştir. gaz karışımıÇünkü derinden soğutulduklarında daha kolay sıvılaşırlar.

Bu malzeme 18. yüzyılın sonlarında endüstriyel olarak üretilmeye başlandı. Daha sonra doldurmak için kullanıldı balonlar. Açık şu an Hidrojen endüstride, özellikle kimya endüstrisinde, amonyak üretiminde yaygın olarak kullanılmaktadır.

Maddenin kitlesel tüketicileri, metil ve diğer alkollerin, sentetik benzinin ve diğer birçok ürünün üreticileridir. Karbon monoksit (II) ve hidrojenden sentez yoluyla elde edilirler. Hidrojen, ağır ve katı sıvı yakıtların, yağların vb. hidrojenlenmesinde, HCl sentezinde, petrol ürünlerinin hidrojenle işlenmesinde ve ayrıca metal kesme/kaynaklamada kullanılır. En önemli unsurlar nükleer enerji için izotopları trityum ve döteryumdur.

Hidrojenin biyolojik rolü

Canlı organizmaların kütlesinin yaklaşık %10'u (ortalama olarak) bu elementten gelir. Suyun ve proteinler, nükleik asitler, lipitler ve karbonhidratlar dahil olmak üzere en önemli doğal bileşik gruplarının bir parçasıdır. Ne için kullanılır?

Bu şey oynuyor Belirleyici rol: bakımını yaparken mekânsal yapı proteinler (dördüncül), nükleik asitlerin tamamlayıcılığı ilkesinin uygulanmasında (yani genetik bilginin uygulanmasında ve depolanmasında), genel olarak "tanınmada" Moleküler seviye.

Hidrojen iyonu H+ vücutta önemli dinamik reaksiyonlarda/süreçlerde rol alır. Dahil olanlar: canlı hücrelere enerji sağlayan biyolojik oksidasyonda, biyosentez reaksiyonlarında, bitkilerde fotosentezde, bakteriyel fotosentezde ve nitrojen fiksasyonunda, asit-baz dengesinin ve homeostazın korunmasında, membran taşıma süreçlerinde. Karbon ve oksijen ile birlikte fonksiyonel ve yapısal temel hayatın fenomenleri.

Periyodik tabloda sergilediği özellikleri yansıtan ve özellikleri hakkında konuşan kendine özgü bir konumu vardır. elektronik yapı. Ancak bunların arasında aynı anda iki hücreyi işgal eden özel bir atom vardır. Özellikleri bakımından tamamen zıt olan iki element grubunda bulunur. Bu hidrojendir. Bu tür özellikler onu benzersiz kılmaktadır.

Hidrojen sadece bir element değil aynı zamanda basit bir maddedir. bileşen birçok karmaşık bileşik, biyojenik ve organojenik element. Bu nedenle özelliklerini ve özelliklerini daha ayrıntılı olarak ele alalım.

Kimyasal element olarak hidrojen

Hidrojen grup 1 elementidir ana alt grup ve ilk küçük dönemde ana alt grubun yedinci grubu. Bu periyot yalnızca iki atomdan oluşur: helyum ve ele aldığımız element. Periyodik tablodaki hidrojenin konumunun ana özelliklerini açıklayalım.

Hidrojenin atom numarası 1, elektron sayısı aynı ve buna bağlı olarak proton sayısı da aynıdır. Atom kütlesi- 1.00795. Bu elementin kütle numaraları 1, 2, 3 olan üç izotopu vardır. Bununla birlikte, her birinin özellikleri çok farklıdır, çünkü hidrojen için kütlede bir birim bile artış hemen iki katına çıkar.
Dış yüzeyinde yalnızca bir elektron bulunması, hem yükseltgenme hem de indirgeme özelliklerini başarıyla sergilemesine olanak tanır. Ayrıca bir elektron verdikten sonra, verici-alıcı mekanizmasına göre kimyasal bağların oluşumunda rol alan serbest bir yörüngede kalır.
Hidrojen güçlü bir indirgeyici ajandır. Bu nedenle, ana yeri, en aktif metallerin - alkalilerin bulunduğu ana alt grubun ilk grubu olarak kabul edilir.
Bununla birlikte, metaller gibi güçlü indirgeyici maddelerle etkileşime girdiğinde elektron kabul eden bir oksitleyici madde de olabilir. Bu bileşiklere hidritler denir. Bu özelliğine göre benzer olduğu halojenler alt grubunun başında gelir.
Hidrojen, çok küçük atom kütlesi nedeniyle en hafif element olarak kabul edilir. Ayrıca yoğunluğu da çok düşüktür, dolayısıyla hafiflik açısından da bir ölçüttür.

Böylece hidrojen atomunun diğerlerinden farklı olarak tamamen benzersiz bir element olduğu açıktır. Dolayısıyla özellikleri de özeldir ve oluşan basit ve karmaşık maddeler çok önemlidir. Onları daha ayrıntılı olarak ele alalım.

Basit madde

Eğer hakkında konuşursak bu eleman Molekül olarak diatomik olduğunu söylemeliyiz. Yani hidrojen (basit bir madde) bir gazdır. Ampirik formülü H2 olarak, grafik formülü ise tek sigma H-H ilişkisi üzerinden yazılacaktır. Atomlar arasındaki bağ oluşumunun mekanizması polar olmayan kovalenttir.

Buhar metan reformasyonu.
Kömürün gazlaştırılması - süreç, kömürün 1000 0 C'ye ısıtılmasını içerir ve bunun sonucunda hidrojen ve yüksek karbonlu kömür oluşur.
Elektroliz. Bu yöntem yalnızca çeşitli tuzların sulu çözeltileri için kullanılabilir, çünkü eriyikler katotta su tahliyesine yol açmaz.

Hidrojen üretimi için laboratuvar yöntemleri:

Metal hidritlerin hidrolizi.
Seyreltik asitlerin aktif metaller ve ortam aktivitesi üzerindeki etkisi.
Alkali ve toprak alkali metallerin su ile etkileşimi.

Üretilen hidrojeni toplamak için test tüpünü baş aşağı tutmalısınız. Sonuçta bu gaz, örneğin karbondioksitle aynı şekilde toplanamaz. Bu hidrojendir, havadan çok daha hafiftir. Çabuk buharlaşır ve büyük miktarlarda havayla karıştığında patlar. Bu nedenle test tüpü ters çevrilmelidir. Doldurulduktan sonra lastik tıpa ile kapatılmalıdır.

Toplanan hidrojenin saflığını kontrol etmek için boynunuza yanan bir kibrit getirmelisiniz. Alkış donuk ve sessizse bu, gazın temiz olduğu ve hava kirliliğinin minimum düzeyde olduğu anlamına gelir. Gürültülü ve ıslık çalıyorsa, kirlidir ve büyük oranda yabancı bileşenler içermektedir.

Kullanım alanları

Hidrojen yakıldığında o kadar büyük miktarda enerji (ısı) açığa çıkar ki, bu gaz en karlı yakıt olarak kabul edilir. Üstelik çevre dostudur. Ancak bugüne kadar bu alandaki uygulaması sınırlıdır. Bunun nedeni, reaktörlerde, motorlarda ve taşınabilir cihazlarda ve ayrıca konut ısıtma kazanlarında yakıt olarak kullanıma uygun olan saf hidrojenin sentezlenmesine ilişkin kötü düşünülmüş ve çözülmemiş sorunlardan kaynaklanmaktadır.

Sonuçta bu gazı üretme yöntemleri oldukça pahalıdır, bu nedenle öncelikle özel bir sentez yöntemi geliştirmek gerekir. Ürünü büyük miktarlarda ve minimum maliyetle elde etmenizi sağlayacak bir ürün.

Düşündüğümüz gazın kullanıldığı birkaç ana alan var.

Kimyasal sentezler. Hidrojenasyon sabun, margarin ve plastik üretmek için kullanılır. Hidrojen, metanol ve amonyağın yanı sıra diğer bileşiklerin katılımıyla sentezlenir.
Gıda endüstrisinde katkı maddesi olarak E949.
Havacılık endüstrisi (roket bilimi, uçak üretimi).
Elektrik enerjisi endüstrisi.
Meteoroloji.
Çevre dostu yakıt.

Açıkçası hidrojen doğada bol olduğu kadar önemlidir. Oluşturduğu çeşitli bileşikler daha da büyük bir rol oynar.

Hidrojen bileşikleri

Bunlar hidrojen atomları içeren karmaşık maddelerdir. Bu tür maddelerin birkaç ana türü vardır.

Hidrojen halojenürler. Genel formül HHal'dir. Bunlar arasında özellikle önemli olan hidrojen klorürdür. Suda çözünerek çözelti oluşturan bir gazdır hidroklorik asit. Bu asit hemen hemen tüm kimyasal sentezlerde yaygın olarak kullanılmaktadır. Üstelik hem organik hem de inorganik. Hidrojen klorür, HCL ampirik formülüne sahip bir bileşiktir ve ülkemizde her yıl üretilen en büyük bileşiklerden biridir. Hidrojen halojenürler ayrıca hidrojen iyodür, hidrojen florür ve hidrojen bromürü içerir. Hepsi karşılık gelen asitleri oluşturur.
Uçucu Neredeyse hepsi oldukça zehirli gazlar. Örneğin hidrojen sülfür, metan, silan, fosfin ve diğerleri. Aynı zamanda çok yanıcıdırlar.
Hidritler metalli bileşiklerdir. Tuzlar sınıfına aittirler.
Hidroksitler: bazlar, asitler ve amfoterik bileşikler. Mutlaka bir veya daha fazla hidrojen atomu içerirler. Örnek: NaOH, K2, H2S04 ve diğerleri.
Hidrojen hidroksit. Bu bileşik daha çok su olarak bilinir. Diğer adı hidrojen oksittir. Ampirik formül şuna benzer: H 2 O.
Hidrojen peroksit. Bu, formülü H2O2 olan güçlü bir oksitleyici maddedir.
Çok sayıda organik bileşik: hidrokarbonlar, proteinler, yağlar, lipitler, vitaminler, hormonlar, uçucu yağlar ve diğerleri.

Düşündüğümüz elementin bileşik çeşitliliğinin çok büyük olduğu açıktır. Bu da onun doğa ve insanlar için olduğu kadar tüm canlılar için de ne kadar önemli olduğunu bir kez daha doğruluyor.

- bu en iyi çözücüdür

Yukarıda da belirttiğimiz gibi bu maddenin ortak adı sudur. Kovalent bağlarla birbirine bağlanan iki hidrojen atomu ve bir oksijenden oluşur kutupsal bağlar. Su molekülü bir dipoldür ve bu onun sergilediği birçok özelliği açıklar. Özellikle evrensel bir çözücüdür.

Neredeyse tüm kimyasal süreçlerin meydana geldiği su ortamındadır. Canlı organizmalarda plastik ve enerji metabolizmasının iç reaksiyonları da hidrojen oksit kullanılarak gerçekleştirilir.

Su haklı olarak gezegendeki en önemli madde olarak kabul edilir. Hiçbir canlı organizmanın onsuz yaşayamayacağı bilinmektedir. Dünya üzerinde üç toplama durumunda var olabilir:

sıvı;
gaz (buhar);
katı (buz).

Molekülde bulunan hidrojenin izotopuna bağlı olarak üç tür su ayırt edilir.

Işık veya protium. Kütle numarası 1 olan bir izotop. Formül - H2O. Bu, tüm organizmaların kullandığı olağan formdur.
Döteryum veya ağır, formülü D 2 O'dur. 2 H izotopunu içerir.
Süper ağır veya trityum. Formül T 3 O, izotop - 3 H'ye benziyor.

Gezegendeki tatlı protium suyu rezervleri çok önemlidir. Zaten birçok ülkede bu eksiklik var. İçme suyu üretmek için tuzlu suyun arıtılmasına yönelik yöntemler geliştirilmektedir.

Hidrojen peroksit evrensel bir çözümdür

Bu bileşik yukarıda belirtildiği gibi mükemmel bir oksitleyici maddedir. Ancak güçlü temsilcilerle birlikte restoratör olarak da hareket edebilir. Ayrıca belirgin bir bakteri yok edici etkiye sahiptir.

Bu bileşiğin bir diğer adı peroksittir. Tıpta bu haliyle kullanılmaktadır. Söz konusu bileşiğin %3'lük kristal hidrat çözeltisi, küçük yaraları dezenfekte etmek amacıyla tedavi etmek için kullanılan tıbbi bir ilaçtır. Ancak bunun yaranın iyileşme süresini arttırdığı kanıtlanmıştır.

Hidrojen peroksit ayrıca roket yakıtında, endüstride dezenfeksiyon ve ağartma amacıyla ve uygun malzemelerin (örneğin köpük) üretiminde köpük oluşturucu madde olarak kullanılır. Ayrıca peroksit akvaryumların temizlenmesine, saçların beyazlatılmasına ve dişlerin beyazlatılmasına yardımcı olur. Ancak dokulara zarar verdiği için uzmanlar tarafından bu amaçlarla kullanılması önerilmez.

Hidrojen, H sembolüne sahip kimyasal bir elementtir ve atomik numara 1. Yaklaşık 1,008 standart atom ağırlığıyla hidrojen, evrendeki en hafif elementtir. periyodik tablo. Tek atomlu formu (H), evrende en bol bulunan kimyasaldır ve toplam baryon kütlesinin yaklaşık %75'ini oluşturur. Yıldızlar çoğunlukla plazma halindeki hidrojenden oluşur. Hidrojenin en yaygın izotopu olan protium (bu isim nadiren kullanılır, sembol 1H) bir protona sahiptir ve nötron içermez. Her yerde görünüm atomik hidrojen ilk kez rekombinasyon döneminde ortaya çıktı. Standart sıcaklık ve basınçlarda hidrojen, H2 moleküler formülüne sahip renksiz, kokusuz, tatsız, toksik olmayan, metalik olmayan, yanıcı diatomik bir gazdır. Hidrojen çoğu maddeyle kolayca kovalent bağ oluşturduğundan metalik olmayan elementler Dünyadaki hidrojenin çoğu su veya organik bileşikler gibi moleküler formlarda bulunur. Hidrojen özellikle oynar önemli rol asit-baz reaksiyonlarında çünkü asit bazlı reaksiyonların çoğu, çözünür moleküller arasında proton değişimini içerir. İÇİNDE iyonik bileşikler Hidrojen, hidrit olarak bilinen negatif yük (yani anyon) formunu veya H+ sembolüyle gösterilen pozitif yüklü (yani katyon) formunu alabilir. Hidrojen katyonunun basit bir protondan oluştuğu anlatılır, ancak gerçekte iyonik bileşiklerdeki hidrojen katyonları her zaman daha karmaşıktır. Schrödinger denkleminin analitik olarak çözülebileceği tek nötr atom olarak hidrojen (yani atomunun enerjisinin ve bağlarının incelenmesi) kuantum mekaniğinin gelişiminde önemli bir rol oynadı. Hidrojen gazı ilk olarak 16. yüzyılın başlarında asitlerin metallerle reaksiyona sokulmasıyla yapay olarak üretildi. 1766-81'de. Henry Cavendish, hidrojen gazının ayrı bir madde olduğunu ve yandığında su ürettiğini ilk fark eden kişiydi ve ona adını verdi: Yunanca'da hidrojen "su üreticisi" anlamına geliyor. Endüstriyel hidrojen üretimi öncelikle doğal gazın buharla dönüştürülmesini ve daha az yaygın olarak su elektrolizi gibi daha enerji yoğun yöntemleri içerir. Hidrojenin çoğu üretildiği yere yakın yerlerde kullanılır; en yaygın iki kullanım alanı fosil yakıt işleme (hidrokraking gibi) ve esas olarak gübre pazarı için amonyak üretimidir. Hidrojen metalurjide bir endişe kaynağıdır çünkü birçok metali kırılgan hale getirebilir, boru hatları ve depolama tanklarının tasarımını zorlaştırabilir.

Özellikler

Yanma

Hidrojen gazı (dihidrojen veya moleküler hidrojen), havada hacimce %4'ten %75'e kadar çok geniş bir konsantrasyon aralığında yanan yanıcı bir gazdır. Yanma entalpisi 286 kJ/mol'dür:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

Hidrojen gazı, hava ile %4-74 arası konsantrasyonlarda ve klor ile %5,95'e kadar konsantrasyonlarda patlayıcı karışımlar oluşturur. Patlayıcı reaksiyonlar kıvılcımlardan, ısıdan veya güneş ışığından kaynaklanabilir. Hidrojenin kendiliğinden tutuşma sıcaklığı, yani havada kendiliğinden tutuşma sıcaklığı 500 °C'dir (932 °F). Saf hidrojen-oksijen alevleri yayar morötesi radyasyon ve yüksek oksijen karışımına sahip olanlar, ana motorun soluk dumanından da anlaşılacağı üzere çıplak gözle neredeyse görülemez uzay mekiği Amonyum perklorat kompoziti kullanan Uzay Mekiği Katı Roket Güçlendiricinin oldukça görünür tüyleriyle karşılaştırıldığında. Yanan bir hidrojen sızıntısını tespit etmek için bir alev dedektörü gerekebilir; bu tür sızıntılar çok tehlikeli olabilir. Hidrojen alevi diğer koşullar altında mavidir ve doğal gazın mavi alevine benzer. "Hindenburg" zeplin ölümü üzücü ünlü örnek hidrojen yanıyor ve konu hala tartışılıyor. Bu olayda görülebilen turuncu alevler, zeplin yüzeyinden gelen karbon bileşikleri ile birleştirilmiş hidrojen ve oksijen karışımına maruz kalınmasından kaynaklanmıştır. H2 her oksitleyici elementle reaksiyona girer. Hidrojen oda sıcaklığında klor ve flor ile kendiliğinden reaksiyona girerek karşılık gelen hidrojen halojenürleri oluşturabilir. hidrojen klorür ve aynı zamanda potansiyel olarak tehlikeli asitler olan hidrojen florür.

Elektron enerji seviyeleri

Hidrojen atomundaki bir elektronun temel durum enerji seviyesi -13,6 eV'dir ve bu, dalga boyu yaklaşık 91 nm olan bir ultraviyole fotona eşdeğerdir. Enerji seviyeleri Hidrojen, elektronu "yörüngesel" bir proton olarak kavramsallaştıran Bohr atom modeli kullanılarak oldukça doğru bir şekilde hesaplanabilir. dünyanın yörüngesi Güneş. Ancak atomik elektron ve proton elektromanyetik kuvvet tarafından bir arada tutulurken, gezegenler ve gök cisimleri yerçekimi tarafından bir arada tutulur. Bohr tarafından erken dönem kuantum mekaniğinde öne sürülen açısal momentumun ayrıklaştırılması nedeniyle, Bohr'un modelindeki elektron, protondan yalnızca belirli izin verilen mesafeleri ve dolayısıyla yalnızca belirli izin verilen enerjileri işgal edebilir. Hidrojen atomunun daha doğru bir tanımı, bir elektronun bir proton etrafındaki olasılık yoğunluk dağılımını hesaplamak için Schrödinger denklemini, Dirac denklemini ve hatta Feynman entegre devresini kullanan tamamen kuantum mekaniksel bir işlemden gelir. En karmaşık işleme yöntemleri, özel görelilik ve vakum polarizasyonunun küçük etkilerini üretir. Kuantum işlemede, temel durumdaki hidrojen atomundaki elektronun hiçbir torku yoktur, bu da "gezegensel yörüngenin" elektron hareketinden ne kadar farklı olduğunu gösterir.

Temel moleküler formlar

İki atomlu hidrojen moleküllerinin çekirdeklerinin bağıl spinleri farklı olan iki farklı spin izomeri vardır. Ortohidrojen formunda, iki protonun spinleri paraleldir ve moleküler spin kuantum sayısı 1 (1/2 + 1/2) olan üçlü bir durum oluşturur; parahidrojen formunda, dönüşler antiparaleldir ve moleküler spin kuantum sayısı 0 (1/2 1/2) olan bir tekli oluşturur. Standart sıcaklık ve basınçta, hidrojen gazı yaklaşık %25 para form ve %75 orto form içerir; bu aynı zamanda "normal form" olarak da bilinir. Ortohidrojenin parahidrojene denge oranı sıcaklığa bağlıdır, ancak orto formu uyarılmış bir durum olduğundan ve para formundan daha yüksek bir enerjiye sahip olduğundan kararsızdır ve saflaştırılamaz. Çok düşük sıcaklıklarda denge durumu neredeyse tamamen para formundan oluşur. Termal özellikler Saf parahidrojenin sıvı ve gaz fazları özelliklerden önemli ölçüde farklıdır normal şekil Hidrojenin spin izomerlerinde daha ayrıntılı olarak tartışılan dönme ısısı kapasitelerindeki farklılıklar nedeniyle. Orto/çift ayrımı aynı zamanda diğer hidrojen içeren moleküllerde veya su ve metilen gibi fonksiyonel gruplarda da ortaya çıkar, ancak bunun termal özellikleri açısından çok az önemi vardır. Para ve orto H2 arasındaki katalize edilmemiş ara dönüşüm artan sıcaklıkla birlikte artar; Böylece hızla yoğunlaşan H2, çok yavaş bir şekilde para formuna dönüşen yüksek enerjili ortogonal formdan büyük miktarlarda içerir. Yoğunlaştırılmış H2'nin orto/buhar oranı, sıvı hidrojenin hazırlanmasında ve depolanmasında önemli bir faktördür: ortodan buhara dönüşüm ekzotermiktir ve hidrojen sıvısının bir kısmını buharlaştırmak için yeterli ısı sağlar, bu da sıvılaştırılmış malzemenin kaybına neden olur. Demir oksit, aktif karbon, platinlenmiş asbest, nadir toprak metalleri, uranyum bileşikleri, krom oksit veya bazı nikel bileşikleri gibi orto-para dönüşümü için katalizörler hidrojen soğutmayla birlikte kullanılır.

Aşamalar

Hidrojen gazı

Sıvı hidrojen

Çamur hidrojeni

Katı hidrojen

Metalik hidrojen

Bağlantılar

Kovalent ve organik bileşikler

H2 standart koşullar altında çok reaktif olmasa da çoğu elementle bileşik oluşturur. Hidrojen, halojenler (örn. F, Cl, Br, I) veya oksijen gibi daha elektronegatif elementlerle bileşikler oluşturabilir; bu bileşiklerde hidrojen kısmi kabul eder pozitif yük. Hidrojen, flor, oksijen veya nitrojene bağlandığında, diğer benzer moleküllerin hidrojeni ile orta kuvvette kovalent olmayan bir bağ formunda yer alabilir; bu olaya hidrojen bağı adı verilir. hayati Birçok biyolojik molekülün stabilitesi için. Hidrojen ayrıca metaller ve metaloidler gibi daha az elektronegatif elementlere sahip bileşikler oluşturur ve burada kısmi negatif yük alır. Bu bileşikler genellikle hidritler olarak bilinir. Hidrojen, karbonla birlikte hidrokarbonlar adı verilen çok çeşitli bileşikler ve heteroatomlu daha da geniş çeşitlilikte bileşikler oluşturur. genel iletişim canlılarla olan bileşiklere organik bileşikler denir. Özelliklerinin incelenmesi organik kimyanın konusudur ve bunların canlı organizmalar bağlamında incelenmesi biyokimya olarak bilinir. Bazı tanımlara göre "organik" bileşiklerin yalnızca karbon içermesi gerekir. Ancak bunların çoğu hidrojen de içerir ve bu sınıftaki bileşiklere spesifik kimyasal özelliklerinin çoğunu veren karbon-hidrojen bağı olduğundan, kimyada "organik" kelimesinin bazı tanımlarında karbon-hidrojen bağlarına ihtiyaç duyulur. Milyonlarca hidrokarbon bilinmektedir ve bunlar genellikle nadiren elementel hidrojen içeren karmaşık sentetik yollardan oluşur.

Hidritler

Hidrojen bileşiklerine genellikle hidritler denir. "Hidrit" terimi, H atomunun, H- olarak adlandırılan negatif veya anyonik bir karakter aldığını varsayar ve hidrojen, daha elektropozitif bir elementle bir bileşik oluşturduğunda kullanılır. Grup 1 ve 2'nin tuz içeren hidritleri için 1916'da Gilbert N. Lewis tarafından önerilen bir hidrit anyonunun varlığı, 1920'de Moers tarafından erimiş lityum hidrürün (LiH) elektrolizi ile gösterildi ve stokiyometrik miktarda hidrojen üretildi. anot. Grup 1 ve 2 metalleri dışındaki hidrürler için, hidrojenin düşük elektronegatifliği göz önüne alındığında bu terim yanıltıcıdır. Grup 2 hidritlerin istisnası polimerik olan BeH2'dir. Lityum alüminyum hidritte AlH-4 anyonu, Al(III)'e sıkı bir şekilde bağlı hidrit merkezleri taşır. Her ne kadar hidritler hemen hemen tüm ana grup elementlerinde oluşabilse de, olası bileşiklerin sayısı ve kombinasyonu büyük ölçüde değişiklik gösterir; örneğin 100'den fazla ikili boran hidrit ve yalnızca bir ikili alüminyum hidrit bilinmektedir. Büyük kompleksler mevcut olmasına rağmen ikili indiyum hidrit henüz tanımlanmamıştır. İÇİNDE inorganik kimya hidritler aynı zamanda bir koordinasyon kompleksinde iki metal merkezini birbirine bağlayan köprü ligandları olarak da görev yapabilir. Bu fonksiyon özellikle boranlarda (bor hidritler) ve alüminyum komplekslerinde ve ayrıca kümelenmiş karboranlarda grup 13 elementlerinin karakteristik özelliğidir.

Protonlar ve asitler

Hidrojenin oksidasyonu elektronunu uzaklaştırır ve hiç elektron içermeyen H+ ve genellikle tek bir protondan oluşan bir çekirdek üretir. Bu nedenle H+'ya genellikle proton denir. Bu tür asit tartışmalarının merkezinde yer almaktadır. Bronsted-Lowry teorisine göre asitler proton verici, bazlar ise proton alıcıdır. Çıplak proton H+, yapısı nedeniyle çözeltide veya iyonik kristallerde bulunamaz. karşı konulamaz çekim elektronlu diğer atomlara veya moleküllere. Plazmanın getirdiği yüksek sıcaklıklar dışında bu tür protonlar, atom ve moleküllerin elektron bulutlarından ayrılamaz ve onlara bağlı kalır. Bununla birlikte, "proton" terimi bazen mecazi olarak diğer türlere bu şekilde bağlanan pozitif yüklü veya katyonik hidrojeni belirtmek için kullanılır ve bu nedenle herhangi bir protonun bir tür olarak serbestçe var olduğu anlamına gelmeksizin "H+" olarak anılır. Solüsyonda çıplak bir "solvatlanmış proton"un ortaya çıkmasını önlemek için, asidik sulu solüsyonların bazen "hidronyum iyonu" (H3O+) adı verilen daha az muhtemel hayali bir tür içerdiği düşünülür. Ancak bu durumda bile bu tür solvatlanmış hidrojen katyonlarının H9O+4'e yakın türler oluşturan organize kümeler olarak algılanması daha gerçekçidir. Diğer oksonyum iyonları, su diğer çözücülerle asidik çözelti içinde olduğunda bulunur. Dünya üzerindeki egzotik görünümüne rağmen Evrendeki en yaygın iyonlardan biri, protonlanmış moleküler hidrojen veya trihidrojen katyonu olarak bilinen H+3'tür.

İzotoplar

Hidrojenin doğal olarak oluşan, 1H, 2H ve 3H olarak adlandırılan üç izotopu vardır. Diğer oldukça kararsız çekirdekler (4H ila 7H) laboratuvarda sentezlendi ancak doğada gözlemlenmedi. 1H, %99,98'in üzerinde bolluğuyla hidrojenin en bol izotopudur. Bu izotopun çekirdeği yalnızca bir protondan oluştuğu için ona tanımlayıcı ancak nadiren kullanılan resmi ad protium verilir. Hidrojenin bir başka kararlı izotopu olan 2H, döteryum olarak bilinir ve çekirdeğinde bir proton ve bir nötron içerir. Evrendeki döteryumun tamamının bu dönemde üretildiğine inanılıyor. büyük patlama ve o zamandan bu zamana kadar var olmuştur. Döteryum radyoaktif bir element değildir ve önemli bir toksisite riski oluşturmaz. Normal hidrojen yerine döteryum içeren moleküllerle zenginleştirilmiş suya ağır su denir. Döteryum ve bileşikleri radyoaktif olmayan bir izleyici olarak kullanılır. kimyasal deneyler ve 1H-NMR spektroskopisi için çözücüler içinde. Ağır su, nükleer reaktörlerde nötron moderatörü ve soğutucu olarak kullanılır. Döteryum aynı zamanda ticari amaçlı potansiyel bir yakıttır. nükleer füzyon. 3H trityum olarak bilinir ve çekirdeğinde bir proton ve iki nötron içerir. Radyoaktiftir, beta bozunması yoluyla helyum-3'e bozunur ve yarılanma ömrü 12,32 yıldır. O kadar radyoaktiftir ki parlak boyalarda kullanılabilir, bu da onu örneğin parlak kadranlı saatlerin yapımında faydalı kılar. Cam az miktarda radyasyonun kaçmasını önler. Kozmik ışınlar atmosferik gazlarla etkileşime girdiğinde doğal olarak küçük miktarlarda trityum oluşur; Trityum da test sırasında serbest bırakıldı nükleer silahlar. Nükleer füzyon reaksiyonlarında izotop jeokimyasının bir göstergesi olarak ve kendi kendine çalışan özel aydınlatma cihazlarında kullanılır. Trityum aynı zamanda kimyasal ve biyolojik etiketleme deneylerinde radyoaktif izleyici olarak da kullanılmıştır. Hidrojen sahip olan tek elementtir. farklı isimler Günümüzde yaygın olarak kullanılan izotopları için. Radyoaktivitenin ilk çalışmaları sırasında çeşitli ağır radyoaktif izotoplar verildi. düzgün isimler ancak döteryum ve trityum dışında bu tür isimler artık kullanılmamaktadır. Bazen döteryum ve trityum için D ve T sembolleri (2H ve 3H yerine) kullanılır, ancak protium P'ye karşılık gelen sembol zaten fosfor için kullanılır ve bu nedenle protium için mevcut değildir. İsimlendirme kılavuzlarında, Uluslararası Birlik Saf ve Uygulamalı Kimya, D, T, 2H ve 3H sembollerinden herhangi birinin kullanılmasına izin verir, ancak 2H ve 3H tercih edilir. Bir antimüon ve bir elektrondan oluşan egzotik atom müonyum (sembol Mu), 1960 yılında keşfedilen antimüon ve elektron arasındaki kütle farkından dolayı bazen hidrojenin hafif bir radyoizotopu olarak da kabul edilir. Müon ömrü boyunca (2,2 μs), müonyum, sırasıyla hidrojen klorür ve sodyum hidrüre benzer şekilde müonyum klorür (MuCl) veya sodyum müonit (NaMu) gibi bileşiklere dahil edilebilir.

Hikaye

Açılış ve Kullanım

1671'de Robert Boyle aralarındaki reaksiyonu keşfetti ve tanımladı. demir talaşı ve hidrojen gazı üreten seyreltik asitler. 1766'da Henry Cavendish, hidrojen gazını ayrı bir madde olarak tanıyan ilk kişiydi ve metal-asit reaksiyonundan dolayı gazı "yanıcı hava" olarak adlandırdı. "Yanıcı havanın" "flojiston" adı verilen varsayımsal bir maddeyle hemen hemen aynı olduğunu teorileştirdi ve 1781'de gazın yandığında su ürettiğini yeniden keşfetti. Hidrojeni element olarak keşfedenin kendisi olduğuna inanılıyor. 1783'te Antoine Lavoisier, Cavendish'le birlikte Cavendish'in hidrojenin yakılmasının su ürettiğine dair verilerini çoğalttığında elemente hidrojen adını verdi (Yunancada "su" anlamına gelen ὑδρο-hidro ve "yaratıcı" anlamına gelen -γενής genlerinden türetilmiştir). Lavoisier, kütlenin korunumu üzerine yaptığı deneyler için, ateşle ısıtılan akkor bir lamba aracılığıyla buhar akışını metalik demirle reaksiyona sokarak hidrojen üretti. Demirin yüksek sıcaklıkta su protonları tarafından anaerobik oksidasyonu şematik olarak aşağıdaki reaksiyonlarla temsil edilebilir:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Zirkonyum gibi birçok metal su ile benzer bir reaksiyona girerek hidrojen üretir. Hidrojen ilk kez 1898'de James Dewar tarafından rejeneratif soğutma ve onun icadı olan termos kullanılarak sıvılaştırıldı. Ertesi yıl katı hidrojen üretti. Döteryum Aralık 1931'de Harold Urey tarafından keşfedildi ve trityum 1934'te Ernest Rutherford, Mark Oliphant ve Paul Harteck tarafından hazırlandı. Sıradan hidrojen yerine döteryumdan oluşan ağır su, 1932'de Urey'in grubu tarafından keşfedildi. François Isaac de Rivaz ilk Rivaz motorunu yaptı. içten yanma 1806'da hidrojen ve oksijenle hareket ettirildi. Edward Daniel Clark, 1819'da hidrojen gazı tüpünü icat etti. Döbereiner çakmaktaşı (ilk tam teşekküllü çakmak) 1823'te icat edildi. İlk hidrojen balonu 1783 yılında Jacques Charles tarafından icat edildi. Hidrojen ilk güvenilir formun ortaya çıkmasını sağladı hava trafiği 1852'de Henri Giffard tarafından hidrojenle çalışan ilk zeplin icat edildikten sonra. Alman Kont Ferdinand von Zeppelin, daha sonra Zeplinler olarak adlandırılan, hidrojenle havaya itilen sert hava gemileri fikrini destekledi; bunlardan ilki 1900'de ilk kez uçtu. Düzenli tarifeli uçuşlar 1910'da başladı ve Ağustos 1914'te Birinci Dünya Savaşı'nın patlak vermesiyle büyük bir olay yaşanmadan 35.000 yolcu taşıdılar. Savaş sırasında hidrojen hava gemileri gözlem platformu ve bombardıman uçağı olarak kullanıldı. İlk kesintisiz transatlantik uçuş 1919'da İngiliz zeplin R34 tarafından yapıldı. 1920'lerde düzenli yolcu hizmetleri yeniden başladı ve Amerika Birleşik Devletleri'nde helyum rezervlerinin keşfinin seyahat güvenliğini arttırması bekleniyordu, ancak ABD hükümeti bu amaçla gazı satmayı reddetti, bu nedenle imha edilen Hindenburg zeplininde H2 kullanıldı. 6 Mayıs 1937'de New York'ta Milano'da çıkan bir yangında. Olay radyoda canlı yayınlandı ve filme alındı. Tutuşmanın nedeninin hidrojen sızıntısı olduğu yaygın olarak kabul ediliyordu, ancak daha sonraki çalışmalar alüminize kumaş kaplamanın statik elektrik tarafından tutuşturulduğunu gösteriyor. Ancak bu zamana gelindiğinde hidrojenin kaldırıcı gaz olarak itibarı zaten zarar görmüştü. Aynı yıl, rotor ve statorda soğutucu olarak hidrojen gazı kullanan ilk hidrojen soğutmalı turbojeneratör, 1937'de Dayton, Ohio'da Dayton Power & Light Co. tarafından hizmete girdi; Hidrojen gazı ısı iletkenliği nedeniyle günümüzde bu alanda en yaygın kullanılan gazdır. Nikel-hidrojen pil ilk kez 1977'de ABD Navigasyon Teknolojisi Uydu-2'de (NTS-2) kullanıldı. ISS, Mars Odyssey ve Mars Global Surveyor nikel-hidrojen pillerle donatılmıştır. Yörüngesinin karanlık kısmında, Uzay teleskopu Hubble ayrıca, nihayet Mayıs 2009'da, lansmandan 19 yıldan fazla bir süre sonra ve tasarlandıkları tarihten 13 yıl sonra değiştirilen nikel-hidrojen pillerle de çalışıyor.

Kuantum teorisindeki rolü

Yalnızca bir proton ve bir elektrondan oluşan basit atom yapısı nedeniyle hidrojen atomu, kendisi tarafından oluşturulan veya onun tarafından emilen ışık spektrumuyla birlikte atomik yapı teorisinin gelişmesinde merkezi bir rol oynadı. Ek olarak, hidrojen molekülünün ve karşılık gelen H+2 katyonunun basitliği üzerine yapılan çalışma, doğanın anlaşılmasına yol açtı. Kimyasal bağ Bu, 2020'nin ortalarında hidrojen atomunun kuantum mekaniğinde fiziksel olarak işlenmesinden kısa bir süre sonra gerçekleşti. Açıkça gözlemlenen (ancak o sırada anlaşılmayan) ilk kuantum etkilerinden biri, tam kuantumdan yarım yüzyıl önce Maxwell'in hidrojeni içeren gözlemiydi. mekanik teori. Maxwell, H2'nin özgül ısı kapasitesinin, diyatomik gazı geri dönülemez şekilde oda sıcaklığının altına bıraktığını ve giderek tek atomlu gazın özgül ısı kapasitesine benzemeye başladığını belirtti. kriyojenik sıcaklıklar. Buna göre kuantum teorisi, bu davranış (kuantize edilmiş) seviyelerin uzaklığından dolayı ortaya çıkar dönme enerjisi düşük kütlesi nedeniyle H2'de özellikle geniş aralıklıdır. Bu geniş aralıklı seviyeler, termal enerjinin eşit olarak bölünmesini engeller. dönme hareketi düşük sıcaklıklarda hidrojende. Daha ağır atomlardan oluşan diatom gazları bu kadar geniş aralıklı seviyelere sahip değildir ve aynı etkiyi göstermezler. Antihidrojen, hidrojenin antimadde analoğudur. Bir pozitronlu bir antiprotondan oluşur. Antihidrojen, 2015 yılı itibarıyla üretilen tek antimadde atomu türüdür.

Doğada olmak

Hidrojen evrende en bol bulunan kimyasal elementtir ve normal maddenin kütlece %75'ini, atom sayısı olarak da %90'dan fazlasını oluşturur. (Ancak evrenin kütlesinin büyük bir kısmı bu kimyasal element formunda değildir; karanlık madde ve karanlık enerji gibi henüz saptanamayan kütle formlarına sahip olduğu düşünülmektedir.) Bu element yıldızlarda büyük miktarda bulunur. ve gaz devleri. H2 moleküler bulutları yıldız oluşumuyla ilişkilidir. Hidrojen, CNO döngüsünün proton-proton reaksiyonu ve nükleer füzyonu yoluyla yıldızlara güç verilmesinde hayati bir rol oynar. Dünyanın her yerinde hidrojen, moleküler hidrojenden tamamen farklı özelliklere sahip, esas olarak atomik ve plazma hallerinde bulunur. Bir plazma olarak hidrojenin elektronu ve protonu birbirine bağlı değildir, bu da çok yüksek elektrik iletkenliği ve yüksek emisyon (Güneş ve diğer yıldızlardan ışık üretir) sağlar. Yüklü parçacıklar manyetik ve elektrik alanlarından güçlü bir şekilde etkilenir. Örneğin, güneş rüzgârında Dünya'nın manyetosferiyle etkileşime girerek Birkeland akıntıları ve aurora yaratırlar. Hidrojen, yıldızlararası ortamda nötr atomik durumda bulunur. Çürüyen Lyman-alfa sistemlerinde bulunan büyük miktarlarda nötr hidrojenin, z = 4 kırmızıya kaymaya kadar Evrenin kozmolojik baryon yoğunluğunu domine ettiği düşünülmektedir. Dünya üzerinde normal koşullar altında, elemental hidrojen, iki atomlu bir gaz olan H2 olarak mevcuttur. Ancak hidrojen gazı çok nadirdir. Dünya atmosferi(hacimce 1 ppm) hafifliği nedeniyle, Dünya'nın yerçekimini daha ağır gazlara göre daha kolay yenmesine olanak tanır. Bununla birlikte hidrojen, esas olarak hidrokarbonlar ve su gibi kimyasal bileşikler formunda bulunan, Dünya yüzeyinde en çok bulunan üçüncü elementtir. Hidrojen gazı bazı bakteri ve algler tarafından üretilir ve giderek önemi artan bir hidrojen kaynağı olan metan gibi flütün doğal bir bileşenidir. Protonlanmış moleküler hidrojen (H+3) adı verilen moleküler bir form, yıldızlararası ortamda bulunur ve burada moleküler hidrojenin kozmik ışınlardan iyonlaşmasıyla üretilir. Bu yüklü iyon Jüpiter gezegeninin üst atmosferinde de gözlemlendi. İyon, düşük sıcaklığı ve yoğunluğu nedeniyle ortamda nispeten kararlıdır. H+3 Evrende en bol bulunan iyonlardan biridir ve yıldızlararası ortamın kimyasında önemli bir rol oynar. Nötr triatomik hidrojen H3 yalnızca uyarılmış formda bulunabilir ve kararsızdır. Buna karşılık, pozitif moleküler hidrojen iyonu (H+2) Evrende nadir bulunan bir moleküldür.

Hidrojen üretimi

H2, kimyasal ve biyolojik laboratuvarlarda çoğunlukla diğer reaksiyonların bir yan ürünü olarak üretilir; endüstride doymamış substratların hidrojenasyonu için; ve doğada biyokimyasal reaksiyonlarda indirgeyici eşdeğerlerin yerini değiştirmenin bir yolu olarak.

Buhar reformasyonu

Hidrojen çeşitli yollarla üretilebilir ancak en ekonomik olanı önemli süreçler 2000 yılında hidrojen üretiminin yaklaşık %95'i buhar reformasyonundan elde edildiğinden, hidrojenin hidrokarbonlardan uzaklaştırılması da buna dahildir. Ticari olarak büyük miktarlarda hidrojen genellikle doğal gazın buharla reformasyonuyla üretilir. Yüksek sıcaklıklarda (1000-1400 K, 700-1100 °C veya 1300-2000 °F), buhar (su buharı) metanla reaksiyona girerek karbon monoksit ve H2 üretir.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Bu reaksiyon düşük basınçlarda daha iyi çalışır ancak yine de yüksek basınçlarda da (2,0 MPa, 20 atm veya 600 inç cıva) gerçekleştirilebilir. Bunun nedeni, yüksek basınçlı H2'nin en popüler ürün olması ve basınçlı ısıtma sistemlerinin daha yüksek basınçlarda daha iyi çalışmasıdır. Ürünlerin karışımı "sentez gazı" olarak bilinir çünkü genellikle doğrudan metanol ve ilgili bileşikleri üretmek için kullanılır. Metan dışındaki hidrokarbonlar da çeşitli ürün oranlarında sentez gazı üretmek için kullanılabilir. Bu yüksek derecede optimize edilmiş teknolojinin birçok komplikasyonundan biri kok veya karbon oluşumudur:

CH4 → C + 2 H2

Bu nedenle buharla reformasyonda tipik olarak fazla H2O kullanılır. Özellikle bir demir oksit katalizörü kullanılarak bir su gazı yer değiştirme reaksiyonu yoluyla karbon monoksit kullanılarak buhardan ilave hidrojen geri kazanılabilir. Bu reaksiyon aynı zamanda yaygın bir endüstriyel karbondioksit kaynağıdır:

CO + H2O → CO2 + H2

H2 için diğer önemli yöntemler arasında hidrokarbonların kısmi oksidasyonu yer alır:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

Ve yukarıda açıklanan kesme reaksiyonuna bir başlangıç görevi görebilecek bir kömür reaksiyonu:

C + H2O → CO + H2

Bazen hidrojen aynı endüstriyel süreçte ayrılmadan üretilir ve tüketilir. Amonyak üretimine yönelik Haber prosesinde doğalgazdan hidrojen üretiliyor. Klor üretmek için tuzlu suyun elektrolizi aynı zamanda yan ürün olarak hidrojen de üretir.

Metalik asit

Laboratuvarda H2 genellikle seyreltik oksitleyici olmayan asitlerin çinko gibi bazı reaktif metallerle bir Kipp aparatı kullanılarak reaksiyona sokulmasıyla hazırlanır.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Alüminyum ayrıca bazlarla işlendiğinde H2 üretebilir:

2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2

Suyun elektrolizi hidrojen üretmenin basit bir yoludur. Sudan düşük voltajlı bir akım akar ve anotta oksijen gazı, katotta ise hidrojen gazı üretilir. Tipik olarak katot, depolama için hidrojen üretilirken platin veya başka bir inert metalden yapılır. Bununla birlikte, eğer gaz yerinde yakılacaksa, yanmaya yardımcı olmak için oksijenin varlığı arzu edilir ve bu nedenle her iki elektrot da inert metallerden yapılacaktır. (Örneğin demir oksitlenir ve dolayısıyla üretilen oksijen miktarı azalır). Teorik maksimum verimlilik (üretilen hidrojenin enerji değerine göre kullanılan elektrik) %80-94 aralığındadır.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Hidrojen üretmek için suya eklenen granül formundaki bir alüminyum ve galyum alaşımı kullanılabilir. Bu işlem aynı zamanda alüminyum oksit de üretir, ancak peletler üzerinde oksit kabuğunun oluşmasını önleyen pahalı galyum yeniden kullanılabilir. Hidrojen yerel olarak üretilebildiğinden ve taşınmasına gerek olmadığından, bunun hidrojen ekonomisi için önemli potansiyel etkileri vardır.

Termokimyasal özellikler

Suyu bölmek için kullanılabilecek 200'den fazla termokimyasal döngü vardır; bu döngülerden yaklaşık bir düzine demir oksit döngüsü, seryum(IV) oksit döngüsü, çinko-çinko oksit döngüsü, kükürt iyot döngüsü, bakır döngüsü ve klor ve hibrit gibi kükürt döngüsü, elektrik kullanmadan su ve ısıdan hidrojen ve oksijen üretmek için araştırma ve test aşamasındadır. Bir dizi laboratuvar (Fransa, Almanya, Yunanistan, Japonya ve ABD dahil) güneş enerjisi ve sudan hidrojen üretmek için termokimyasal yöntemler geliştiriyor.

Anaerobik korozyon

Anaerobik koşullar altında, demir ve çelik alaşımları su protonları tarafından yavaşça oksitlenirken moleküler hidrojene (H2) indirgenir. Demirin anaerobik korozyonu ilk olarak demir hidroksit (yeşil pas) oluşumuna yol açar ve aşağıdaki reaksiyonla açıklanabilir: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Buna karşılık, anaerobik koşullar altında demir hidroksit (Fe (OH) 2), manyetit ve moleküler hidrojen oluşturmak üzere su protonları tarafından oksitlenebilir. Bu işlem Shikorra reaksiyonuyla açıklanmaktadır: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 demir hidroksit → magnezyum + su + hidrojen. İyi kristalleşmiş manyetit (Fe3O4), demir hidroksitten (Fe (OH) 2) termodinamik olarak daha kararlıdır. Bu süreç, anoksik yeraltı suyunda demir ve çeliğin anaerobik korozyonu sırasında ve su tablasının altındaki toprakların restorasyonu sırasında meydana gelir.

Jeolojik köken: serpantinleşme reaksiyonu

Dünya atmosferinden çok uzaktaki derin jeolojik koşullarda oksijenin (O2) yokluğunda, atmosferde bulunan demir silikatın (Fe2+) su (H+) protonları tarafından anaerobik oksidasyonla serpantinizasyon işlemi sırasında hidrojen (H2) oluşur. fayalitin kristal kafesi (Fe2SiO4, mineral olivin -bezi). Manyetit (Fe3O4), kuvars (SiO2) ve hidrojen (H2) oluşumuna yol açan ilgili reaksiyon: 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalit + su → manyetit + kuvars + hidrojen. Bu reaksiyon, su ile temas halindeki demir hidroksitin anaerobik oksidasyonu sırasında gözlemlenen Shikorra reaksiyonuna çok benzer.

Transformatörlerde oluşum

Güç transformatörlerinde üretilen tüm tehlikeli gazlar arasında hidrojen en yaygın olanıdır ve arızaların çoğunda üretilir; dolayısıyla hidrojen üretimi erken bir işarettir ciddi sorunlar V yaşam döngüsü transformatör.

Uygulamalar

Çeşitli proseslerde tüketim

Petrolde büyük miktarlarda H2'ye ihtiyaç vardır ve kimyasal endüstri. H2'nin en büyük kullanım alanları fosil yakıtların işlenmesi (“iyileştirilmesi”) ve amonyak üretimidir. Petrokimya tesislerinde H2, hidrodealkilasyon, hidrodesülfürizasyon ve hidrokraking işlemlerinde kullanılır. H2'nin başka önemli kullanımları da vardır. H2, özellikle doymamış katı ve sıvı yağların (margarin gibi ürünlerde bulunan) doyma seviyelerini arttırmak için ve metanol üretiminde hidrojenleme maddesi olarak kullanılır. Aynı zamanda hidroklorik asit üretiminde hidrojen kaynağıdır. H2 aynı zamanda metal cevherleri için indirgeyici madde olarak da kullanılır. Hidrojen birçok nadir toprak ve geçiş metalinde oldukça çözünür ve hem nanokristalin hem de amorf metallerde çözünür. Hidrojenin metallerdeki çözünürlüğü kristal kafesteki yerel bozulmalara veya safsızlıklara bağlıdır. Hidrojen sıcak paladyum disklerinden geçirilerek saflaştırıldığında bu yararlı olabilir, ancak gazın yüksek çözünürlüğü, birçok metalin kırılganlaşmasına katkıda bulunan, boru hatlarının ve depolama tanklarının tasarımını zorlaştıran metalurjik bir sorundur. Reaktif olarak kullanımının yanı sıra H2'nin fizik ve teknolojide geniş uygulamaları vardır. Atomik hidrojen kaynağı gibi kaynak tekniklerinde koruyucu gaz olarak kullanılır. H2 rotor soğutucusu olarak kullanılır elektrik jeneratörleri Enerji santrallerinde, çünkü tüm gazlar arasında en yüksek ısıl iletkenliğe sahiptir. Sıvı H2, süperiletkenlik araştırması da dahil olmak üzere kriyojenik araştırmalarda kullanılır. H2 havadan daha hafif olduğundan ve havanın yoğunluğunun 1/14'ünden biraz daha fazla olduğundan, bir zamanlar balonlarda ve hava gemilerinde kaldırıcı gaz olarak yaygın şekilde kullanılıyordu. Daha yeni uygulamalarda, anında sızıntı tespiti için izleyici gaz olarak hidrojen tek başına veya nitrojenle (bazen oluşturan gaz olarak da adlandırılır) karıştırılarak kullanılır. Hidrojen otomotiv, kimya, enerji, havacılık ve telekomünikasyon endüstrilerinde kullanılmaktadır. Hidrojen, diğer antioksidan özelliklerinin yanı sıra gıdaların sızıntı testine olanak tanıyan onaylı bir gıda katkı maddesidir (E 949). Hidrojenin nadir izotoplarının da özel kullanımları vardır. Döteryum (hidrojen-2), nükleer fisyon uygulamalarında yavaş bir nötron moderatörü olarak ve nükleer füzyon reaksiyonlarında kullanılır. Döteryum bileşikleri kimya ve biyoloji alanlarında reaksiyonların izotop etkilerini incelemek için kullanılır. Nükleer reaktörlerde üretilen trityum (hidrojen-3) imalatta kullanılıyor hidrojen bombaları izotopik izleyici olarak Biyolojik Bilimler ve parlak boyalarda radyasyon kaynağı olarak. Sıcaklık üçlü nokta denge hidrojeni belirleyici faktördür sabit nokta V sıcaklık ölçeği ITS-90, 13.8033 kelvin'de.

Soğutma ortamı

Hidrojen, hafif diatomik moleküllerinin doğrudan bir sonucu olan bir dizi olumlu özelliğinden dolayı, enerji santrallerinde jeneratörlerde soğutucu olarak yaygın olarak kullanılır. Bunlar şunları içerir: düşük yoğunluklu, düşük viskozite ve tüm gazlar arasında en yüksek özgül ısı kapasitesi ve termal iletkenlik.

Enerji taşıyıcısı

Hidrojen, şu anda olgunlaşmamış bir teknoloji olan döteryum veya trityum kullanan ticari füzyon enerji santrallerinin varsayımsal bağlamı dışında bir enerji kaynağı değildir. Güneş enerjisi hidrojenin nükleer füzyonundan gelir, ancak bu işlemin Dünya'da gerçekleştirilmesi zordur. Güneş enerjisi, biyolojik veya elektrik kaynaklarından elde edilen elementel hidrojenin üretilmesi, yakıldığında tüketilenden daha fazla enerji gerektirir; dolayısıyla bu durumlarda hidrojen, bataryaya benzer şekilde bir enerji taşıyıcısı olarak işlev görür. Hidrojen fosil kaynaklardan (metan gibi) elde edilebilir, ancak bu kaynaklar tükenebilir. Pratik olarak ulaşılabilir herhangi bir basınçta hem sıvı hidrojenin hem de sıkıştırılmış hidrojen gazının birim hacmi başına enerji yoğunluğu, yakıtın birim kütlesi başına enerji yoğunluğu daha yüksek olmasına rağmen, geleneksel enerji kaynaklarınınkinden önemli ölçüde daha azdır. Bununla birlikte, elementel hidrojen, enerji bağlamında gelecekteki ekonomi çapında olası bir enerji taşıyıcısı olarak geniş çapta tartışılmaktadır. Örneğin, CO2 tutulması ve ardından karbon tutulması ve depolanması, fosil yakıtlardan H2 üretimi noktasında gerçekleştirilebilir. Taşımacılıkta kullanılan hidrojen, bir miktar NOx emisyonuyla birlikte nispeten temiz bir şekilde yanacak, ancak karbon emisyonu olmayacak. Ancak hidrojen ekonomisine tam dönüşümle ilgili altyapı maliyetleri önemli olacaktır. Yakıt hücreleri Hidrojeni ve oksijeni içten yanmalı motorlara göre daha verimli bir şekilde doğrudan elektriğe dönüştürebilir.

Yarı iletken endüstrisi

Hidrojen, amorf silikon ve amorf karbonun sarkan bağlarını doyurmak için kullanılır ve bu da malzemenin özelliklerinin stabilize edilmesine yardımcı olur. Aynı zamanda ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 ve SrZrO3 dahil olmak üzere çeşitli oksit malzemelerde potansiyel bir elektron donörüdür.

Biyolojik reaksiyonlar

H2, bazı anaerobik metabolizmanın bir ürünüdür ve çeşitli mikroorganizmalar tarafından, genellikle hidrojenaz adı verilen demir veya nikel içeren enzimler tarafından katalize edilen reaksiyonlar yoluyla üretilir. Bu enzimler, H2 ile bileşenleri (iki proton ve iki elektron) arasında tersine çevrilebilir bir redoks reaksiyonunu katalize eder. Hidrojen gazının oluşumu, piruvatın fermantasyonu ile üretilen indirgeyici eşdeğerlerin suya aktarılmasıyla gerçekleşir. Organizmalar tarafından hidrojen üretimi ve tüketiminin doğal döngüsüne hidrojen döngüsü denir. Suyun kendisini oluşturan protonlara, elektronlara ve oksijene parçalandığı süreç olan suyun bölünmesi, tüm fotosentetik organizmalardaki ışık reaksiyonlarında meydana gelir. Alg Chlamydomonas Reinhardtii ve siyanobakteriler de dahil olmak üzere bu tür bazı organizmalar, kloroplasttaki özel hidrojenazlar tarafından protonların ve elektronların H2 gazı oluşturmak üzere indirgendiği karanlık reaksiyonlarda ikinci bir aşama geliştirmiştir. Oksijen varlığında bile H2 gazını verimli bir şekilde sentezlemek için siyanobakteriyel hidrazları genetik olarak değiştirmek için girişimlerde bulunulmuştur. Bir biyoreaktörde genetiği değiştirilmiş alglerin kullanılması için de çaba sarf edilmiştir.

Hidrojen

HİDROJEN-A; M. Kimyasal element (H), oksijenle birleşerek su oluşturan hafif, renksiz ve kokusuz bir gazdır.

◁ Hidrojen, ah, ah. İkinci bağlantılar. B bakteri. 2. bomba(muazzam yıkıcı güce sahip bir bomba, patlayıcı etkisi termonükleer reaksiyon). Hidrojen, ah, ah.

hidrojen

(lat. Hidrojenyum), kimyasal element Grup VII periyodik tablo. Doğada iki tane bulunur kararlı izotop(protyum ve döteryum) ve bir radyoaktif (trityum). Molekül diatomiktir (H2). Renksiz ve kokusuz gaz; yoğunluk 0,0899 g/l, T kip - 252.76°C. Birçok elementle birleşerek oksijenle suyu oluşturur. Evrenin en yaygın unsuru; Yıldızlararası ortam ve bulutsuların gazlarının ana kısmı olan Güneş ve yıldızların kütlesinin% 70'inden fazlasını (plazma şeklinde) oluşturur. Hidrojen atomu birçok asit ve bazın ve çoğu organik bileşiğin parçasıdır. Amonyak, hidroklorik asit üretiminde, yağların hidrojenlenmesinde vb. metallerin kaynaklanması ve kesilmesinde kullanılırlar. Yakıt olarak umut verici (bkz. Hidrojen enerjisi).

HİDROJEN

HİDROJEN (enlem. Hidrojenyum), H, atom numarası 1, atom kütlesi 1,00794 olan kimyasal element. Hidrojenin kimyasal sembolü H, ülkemizde bu harfin Fransızca telaffuzu ile “kül” olarak okunmaktadır.
Doğal hidrojen iki kararlı nüklidin karışımından oluşur. (santimetre. NÜKLİD) kütle numaraları 1,007825 (%99,985 karışımda) ve 2,0140 (%0,015). Ek olarak, doğal hidrojen her zaman çok az miktarda radyoaktif nüklid olan trityum içerir. (santimetre. TRİTYUM) 3 N (yarı ömür T 1/2 12,43 yıl). Bir hidrojen atomunun çekirdeği yalnızca 1 proton içerdiğinden (bir elementin atomunun çekirdeğinde daha az proton olamaz), bazen hidrojenin D. I. Mendeleev'in periyodik elementler sisteminin doğal alt sınırını oluşturduğu söylenir (element olmasına rağmen) Hidrojenin kendisi en üstteki parça tablolarında yer almaktadır). Hidrojen elementi periyodik tablonun ilk periyodunda bulunur. Aynı zamanda grup 1 (grup IA alkali metaller) olarak da sınıflandırılır. (santimetre. ALKALİ METALLER)) ve grup 7'ye (grup VIIA halojenler) (santimetre. HALOJEN)).
Hidrojen izotoplarının atom kütleleri büyük ölçüde farklılık gösterir (birkaç kez). Bu, fiziksel süreçlerdeki (damıtma, elektroliz vb.) davranışlarında gözle görülür farklılıklara ve belirli kimyasal farklılıklara (bir elementin izotoplarının davranışındaki farklılıklara izotop etkileri denir; hidrojen için izotop etkileri en önemli olanıdır) yol açar. Bu nedenle hidrojen izotoplarının diğer tüm elementlerin izotoplarından farklı olarak özel sembolleri ve isimleri vardır. Kütle numarası 1 olan hidrojene, H sembolüyle gösterilen hafif hidrojen veya protium (Yunan protosundan Latince Protium - ilk) denir ve çekirdeğine proton denir. (santimetre. PROTON (temel parçacık)), sembol s. Kütle numarası 2 olan hidrojene ağır hidrojen, döteryum denir (santimetre. DÖTERYUM)(Latince Deuterium, Yunanca deuteros'tan - ikinci), onu belirtmek için 2 H veya D ("de" olarak okunur) sembolleri kullanılır, d çekirdeği döterondur. Radyoaktif izotop kütle numarası 3 olan süper ağır hidrojen veya trityum (Yunanca tritos'tan Latince Tritum - üçüncü), sembol 2 H veya T ("bunları" okuyun), çekirdek t - triton olarak adlandırılır.
Nötr uyarılmamış hidrojen atomunun tek elektron katmanının konfigürasyonu 1 S 1 . Bileşiklerde +1 ve daha az yaygın olarak -1 (değer I) oksidasyon durumlarını sergiler. Nötr bir hidrojen atomunun yarıçapı 0,024 nm'dir. Atomun iyonlaşma enerjisi 13.595 eV, elektron ilgisi ise 0.75 eV'dir. Pauling ölçeğine göre hidrojenin elektronegatifliği 2,20'dir. Hidrojen metal olmayan bir maddedir.
Serbest haliyle rengi, kokusu ve tadı olmayan, hafif yanıcı bir gazdır.
Keşif tarihi
Asitlerin ve metallerin etkileşimi sırasında yanıcı gazların salınması, 16. ve 17. yüzyıllarda kimyanın bir bilim olarak oluşumunun şafağında gözlemlendi. Ünlü İngiliz fizikçi ve kimyager G. Cavendish (santimetre. Cavendish Henry) 1766'da bu gazı araştırdı ve ona "yanıcı hava" adını verdi. "Yanıcı hava" yakıldığında su üretiyordu, ancak Cavendish'in filojiston teorisine bağlılığı (santimetre. FLOGISTON) doğru sonuçlara varmasını engelledi. Fransız kimyager A. Lavoisier (santimetre. LAVOISIER Antoine Laurent) mühendis J. Meunier ile birlikte (santimetre. MENIER Jean Baptiste Marie Charles) 1783 yılında özel gazometreler kullanarak suyun sentezini ve ardından analizini gerçekleştirerek su buharını sıcak demirle ayrıştırdı. Böylece “yanıcı havanın” suyun bir parçası olduğunu ve ondan elde edilebileceğini tespit etti. 1787'de Lavoisier, "yanıcı havanın" basit bir madde olduğu ve dolayısıyla kimyasal elementlere ait olduğu sonucuna vardı. Ona hidrojen adını verdi (Yunanca hydor - su ve gennao - doğuruyorum) - "suyu doğurmak". Suyun bileşiminin belirlenmesi “flojiston teorisine” son verdi. Rus adı “hidrojen” kimyager M. F. Solovyov tarafından önerildi. (santimetre. SOLOVIEV Mihail Fedoroviç) 1824'te. 18. ve 19. yüzyılların başında hidrojen atomunun (diğer elementlerin atomlarıyla karşılaştırıldığında) çok hafif olduğu tespit edildi ve hidrojen atomunun ağırlığı (kütlesi) bir karşılaştırma birimi olarak alındı. Elementlerin atomik kütleleri için. Hidrojen atomunun kütlesine 1 değeri verildi.
Doğada olmak
Hidrojen yer kabuğunun kütlesinin yaklaşık %1'ini oluşturur (tüm elementler arasında 10. sırada). Hidrojen gezegenimizde pratik olarak hiçbir zaman serbest formda bulunmaz (izleri atmosferin üst katmanlarında bulunur), ancak suyun bir parçası olarak Dünya'nın hemen hemen her yerine dağılır. Hidrojen elementi, canlı organizmaların, doğal gazın, petrolün ve kömürün organik ve inorganik bileşiklerinin bir parçasıdır. Elbette ki suda (ağırlıkça yaklaşık %11), bir veya daha fazla OH hidroksil grubu içeren çeşitli doğal kristalli hidratlarda ve minerallerde bulunur.
Hidrojen bir element olarak Evrene hakimdir. Güneş'in ve diğer yıldızların kütlesinin yaklaşık yarısını oluşturur ve birçok gezegenin atmosferinde bulunur.
Fiş
Hidrojen birçok yolla üretilebilmektedir. Endüstride bunun için doğal gazların yanı sıra petrolün rafine edilmesinden, koklaştırılmasından ve kömür ve diğer yakıtların gazlaştırılmasından elde edilen gazlar kullanılmaktadır. Doğal gazdan hidrojen üretilirken (ana bileşen metandır), su buharı ile katalitik etkileşime ve oksijen ile eksik oksidasyona uğrar:
CH4 + H2O = CO + 3H2 ve CH4 + 1/2 O2 = CO2 + 2H2
Hidrojenin kok fırını gazından ve yağ rafine edici gazlardan ayrılması, bunların derin soğutma sırasında sıvılaştırılmasına ve hidrojenden daha kolay sıvılaşan gazların karışımından uzaklaştırılmasına dayanmaktadır. Ucuz elektrik mevcut olduğunda, suyun alkali çözeltilerden akım geçirerek elektrolizi ile hidrojen üretilir. Laboratuvar koşullarında, metallerin asitlerle, örneğin çinkonun hidroklorik asitle reaksiyona sokulmasıyla hidrojen kolayca elde edilir.
Fiziksel ve kimyasal özellikler
Normal şartlarda hidrojen hafif (normal şartlarda yoğunluğu 0,0899 kg/m3) renksiz bir gazdır. Erime noktası –259,15 °C, kaynama noktası –252,7 °C. Sıvı hidrojen (kaynama noktasında) 70,8 kg/m3 yoğunluğa sahiptir ve en hafif sıvıdır. Standart Elektrot potansiyeli H2 /H - sulu bir çözeltide 0'a eşit alınır. Hidrojen suda az çözünür: 0 °C'de çözünürlük 0,02 cm3 / ml'den azdır, ancak bazı metallerde (sünger demir ve diğerleri) iyi çözünür ), özellikle metal paladyumda iyi (1 hacim metalde yaklaşık 850 hacim hidrojen). Hidrojenin yanma ısısı 143,06 MJ/kg'dır.
Diatomik H2 molekülleri formunda bulunur. H2'nin 300 K'de atomlara ayrışma sabiti 2,56·10-34'tür. H2 molekülünün atomlara ayrışma enerjisi 436 kJ/mol'dür. H2 molekülündeki nükleer mesafe 0,07414 nm'dir.
Molekülün bir parçası olan her H atomunun çekirdeğinin kendi spini olduğundan (santimetre. DÖNDÜRMEK) o zaman moleküler hidrojen iki formda olabilir: ortohidrojen formunda (o-H2) (her iki dönüş de aynı yönelime sahiptir) ve parahidrojen formunda (n-H2) (spinler farklı yönelimlere sahiptir). Normal koşullar altında normal hidrojen, %75 o-H2 ve %25 p-H2'nin bir karışımıdır. p- ve o-H2'nin fiziksel özellikleri birbirinden biraz farklıdır. Yani kaynama sıcaklığı saf o-N 2 20,45 K, sonra saf p-N 2 - 20,26 K. O-H2'nin p-H2'ye dönüşümüne 1418 J/mol ısı açığa çıkması eşlik eder.
İÇİNDE Bilimsel edebiyat Yüksek basınçlarda (10 GPa'nın üzerinde) ve düşük sıcaklıklarda (yaklaşık 10 K ve altı), genellikle altıgen bir moleküler kafes içinde kristalleşen katı hidrojenin, aşağıdaki özelliklere sahip bir maddeye dönüşebileceği defalarca ifade edilmiştir: metalik özellikler hatta belki de bir süperiletken. Ancak şu ana kadar böyle bir geçişin olasılığına dair net bir veri bulunmuyor.
H2 molekülündeki atomlar arasındaki kimyasal bağın yüksek mukavemeti (örneğin moleküler yörünge yöntemini kullanarak bu molekülde olduğu gerçeğiyle açıklanabilir) elektron çifti Bağlanma yörüngesinde bulunur ve bağlanma karşıtı yörünge elektronlar tarafından işgal edilmez), oda sıcaklığında hidrojen gazının kimyasal olarak aktif olmamasına yol açar. Yani, ısıtmadan, basit karıştırmayla hidrojen yalnızca flor gazıyla (patlayıcı bir şekilde) reaksiyona girer:
H2 + F2 = 2HF + Q.
Oda sıcaklığında bir hidrojen ve klor karışımı ultraviyole ışıkla ışınlanırsa, hemen hidrojen klorür HCl oluşumu gözlenir. Hidrojenin oksijenle reaksiyonu, bu gazların karışımına bir katalizör, metal paladyum (veya platin) eklenirse patlayıcı bir şekilde gerçekleşir. Ateşlendiğinde hidrojen ve oksijen karışımı (patlayıcı gaz olarak adlandırılır) (santimetre. PATLAYICI GAZ)) patlar ve hidrojen içeriği hacimce yüzde 5 ila 95 arasında değişen karışımlarda patlama meydana gelebilir. Havadaki veya saf oksijendeki saf hidrojen sessizce yanarak büyük miktarda ısı açığa çıkarır:
H2 + 1/2O2 = H2O + 285,75 kJ/mol
Hidrojen diğer metal olmayan maddelerle ve metallerle etkileşime giriyorsa, bu yalnızca belirli koşullar altında gerçekleşir (ısıtma, yüksek basınç, katalizör varlığı). Böylece hidrojen, yüksek basınçta (20-30 MPa veya daha fazla) ve 300-400 °C sıcaklıkta, bir katalizör - demir varlığında nitrojenle geri dönüşümlü olarak reaksiyona girer:
3H2 + N2 = 2NH3 + Q.
Ayrıca, yalnızca ısıtıldığında hidrojen kükürt ile reaksiyona girerek hidrojen sülfit H2S oluşturur, brom ile hidrojen bromit HBr oluşturur, iyot ile hidrojen iyodür HI oluşturur. Hidrojen kömürle (grafit) reaksiyona girerek bir hidrokarbon karışımı oluşturur farklı kompozisyon. Hidrojen bor, silikon ve fosfor ile doğrudan etkileşime girmez; bu elementlerin hidrojen ile bileşikleri dolaylı olarak elde edilir.
Hidrojen ısıtıldığında alkali ile reaksiyona girebilir. alkali toprak metalleri ve -1 oksidasyon durumunda hidrojen içeren iyonik bağ yapısına sahip bileşiklerin oluşumu ile magnezyum. Böylece kalsiyum hidrojen atmosferinde ısıtıldığında CaH2 bileşimine sahip tuz benzeri bir hidrit oluşur. En güçlü indirgeyici maddelerden biri olan polimer alüminyum hidrit (AlH3) x dolaylı olarak elde edilir (örneğin organoalüminyum bileşikleri kullanılarak). Hidrojen birçok geçiş metaliyle (örneğin zirkonyum, hafniyum vb.) bileşikler oluşturur. değişken kompozisyon(katı çözümler).
Hidrojen sadece birçok basit maddeyle değil aynı zamanda karmaşık maddelerle de reaksiyona girebilir. Her şeyden önce, hidrojenin birçok metali (demir, nikel, kurşun, tungsten, bakır vb.) Oksitlerinden indirgeme yeteneğine dikkat etmek gerekir. Böylece, 400-450 °C ve üzeri bir sıcaklığa ısıtıldığında demir, oksitlerinin herhangi birinden hidrojen ile indirgenir, örneğin:
Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20.
Sadece manganezin arkasındaki standart potansiyeller serisinde yer alan metallerin hidrojenli oksitlerden indirgenebileceğine dikkat edilmelidir. Daha aktif metaller (manganez dahil) oksitlerden metale indirgenmez.
Hidrojen birçok organik bileşiğe ikili veya üçlü bağ ekleme yeteneğine sahiptir (bunlara hidrojenasyon reaksiyonları denir). Örneğin, bir nikel katalizörünün varlığında, etilen C2H4'ün hidrojenasyonunu gerçekleştirmek mümkündür ve etan C2H6 oluşur:
C2H4 + H2 = C2H6.
Metanol endüstriyel olarak karbon monoksit (II) ve hidrojenin reaksiyonuyla üretilir:
2H2 + CO = CH3OH.
Bir hidrojen atomunun daha elektronegatif bir E elementinin (E = F, Cl, O, N) atomuna bağlandığı bileşiklerde, moleküller arasında hidrojen bağları oluşur. (santimetre. HİDROJEN BAĞI)(aynı veya ikiden iki E atomu farklı unsurlar birbirlerine H: E"... N... E"" atomu aracılığıyla bağlanır ve üç atomun tümü aynı düz çizgide bulunur. Bu tür bağlar su, amonyak, metanol vb. molekülleri arasında mevcuttur. ve bu maddelerin kaynama sıcaklıklarında gözle görülür bir artışa, buharlaşma ısısında bir artışa vb. yol açar.
Başvuru
Hidrojen, amonyak NH3, hidrojen klorür HCl, metanol CH3OH'nin sentezinde, doğal hidrokarbonların hidrokrakingi (hidrojen atmosferinde çatlaması) sırasında, bazı metallerin üretiminde indirgeyici bir madde olarak kullanılır. Hidrojenasyon (santimetre. HİDROJENASYON) Katı yağ - margarin elde etmek için doğal bitkisel yağlar kullanılır. Sıvı hidrojen roket yakıtı ve soğutucu olarak kullanılıyor. Kaynak yaparken oksijen ve hidrojen karışımı kullanılır.
Bir zamanlar, yakın gelecekte enerji üretiminin ana kaynağının hidrojenin yanma reaksiyonu olacağı ve hidrojen enerjisinin geleneksel enerji üretim kaynaklarının (kömür, petrol vb.) yerini alacağı öne sürülmüştü. Büyük ölçekte hidrojen üretmek için suyun elektrolizinin kullanılmasının mümkün olacağı varsayılmıştır. Suyun elektrolizi oldukça enerji yoğun bir işlemdir ve şu anda endüstriyel ölçekte elektroliz yoluyla hidrojen üretmek kârsızdır. Ancak elektrolizin, nükleer santrallerin işletimi sırasında büyük miktarlarda ortaya çıkan orta sıcaklıktaki (500-600 °C) ısının kullanımına dayanması bekleniyordu. Bu ısının kullanımı sınırlıdır ve onun yardımıyla hidrojen üretme olasılığı çevre sorununu çözmeyi mümkün kılacaktır (hidrojen havada yakıldığında çevresel olarak üretilen enerji miktarı artar). zararlı maddeler minimum) ve orta sıcaklıktaki ısının kullanılması sorunu. Ancak Çernobil felaketinden sonra nükleer enerjinin gelişimi her yerde kısıtlanmış ve bu enerji kaynağı kullanılamaz hale gelmiştir. Bu nedenle, hidrojenin bir enerji kaynağı olarak yaygın şekilde kullanılmasına ilişkin beklentiler, en azından 21. yüzyılın ortalarına kadar hâlâ değişmektedir.
Tedavinin özellikleri
Hidrojen toksik değildir, ancak onu kullanırken yüksek yangın ve patlama tehlikesi sürekli olarak dikkate alınmalıdır ve hidrojenin patlama tehlikesi, yüksek yetenek gazın bazı yerlerde bile difüzyona uğraması sert malzemeler. Hidrojen atmosferinde herhangi bir ısıtma işlemine başlamadan önce temiz olduğundan emin olmalısınız (ters çevrilmiş bir test tüpünde hidrojeni ateşlerken sesin donuk olması, havlamaması gerekir).
Biyolojik rol
Hidrojenin biyolojik önemi, su moleküllerinin ve proteinler, nükleik asitler, lipitler ve karbonhidratlar dahil olmak üzere en önemli doğal bileşik gruplarının bir parçası olmasıyla belirlenir. Canlı organizmaların kütlesinin yaklaşık %10'u hidrojendir. Hidrojenin bir hidrojen bağı oluşturma yeteneği, proteinlerin uzaysal dörtlü yapısının korunmasında ve tamamlayıcılık ilkesinin uygulanmasında belirleyici bir rol oynar. (santimetre. TAMAMLAYICI) nükleik asitlerin yapımında ve işlevlerinde (yani genetik bilginin depolanmasında ve uygulanmasında), genel olarak moleküler düzeyde "tanımanın" uygulanmasında. Hidrojen (H+ iyonu) vücuttaki en önemli dinamik süreçlerde ve reaksiyonlarda yer alır; canlı hücrelere enerji sağlayan biyolojik oksidasyonda, bitkilerde fotosentezde, biyosentetik reaksiyonlarda, nitrojen fiksasyonunda ve bakteriyel fotosentezde, bakımında. asit baz dengesi ve homeostaz (santimetre. HOMEOSTAZ), membran taşıma süreçlerinde. Böylece oksijen ve karbonla birlikte hidrojen de yaşam olgusunun yapısal ve işlevsel temelini oluşturur.

ansiklopedik sözlük. 2009 .

Eş anlamlı:

Diğer sözlüklerde “hidrojenin” ne olduğunu görün:

Nüklit tablosu Genel bilgiİsim, sembol Hidrojen 4, 4H Nötronlar 3 Protonlar 1 Nüklitlerin özellikleri Atomik kütle 4,027810(110) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgiler Ad, sembol Hidrojen 5, 5H Nötronlar 4 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atom kütlesi 5.035310(110) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgiler Ad, sembol Hidrojen 6, 6H Nötronlar 5 Protonlar 1 Nüklit özellikleri Atom kütlesi 6.044940(280) ... Wikipedia

Nüklit tablosu Genel bilgi İsim, sembol Hidrojen 7, 7H Nötronlar 6 Protonlar 1 Nüklitlerin özellikleri Atomik kütle 7,052750 (1080) ... Wikipedia